Prever, utilizando a TLV, os orbitais híbridos e as correspondentes geometrias (levando-se em conta os pares ligantes e não ligantes em torno do átomo central) das seguintes moléculas, e dizer se os ângulos de ligação apresentam algum desvio em relação ao valor teórico:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}

Passo 1

O enunciado pede para, usando a TLV (Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência), prever os orbitais híbridos do oxigênio em \mathrm{H_2O}, a geometria resultante levando em conta pares ligantes e não ligantes e verificar se o ângulo de ligação desvia do valor teórico ideal.

Passo 2

Contamos os elétrons de valência em torno do átomo central O:
– Oxigênio: 6 elétrons
– Dois hidrogênios: 2\times1=2 elétrons
Total de 8 elétrons de valência, que formam 4 regiões de densidade eletrônica ao redor do O. Dessas, 2 são pares ligantes O H e 2 são pares não ligantes.

Passo 3

Quatro regiões de densidade exigem hibridização do tipo \mathrm{sp^3}. Isso gera quatro orbitais híbridos equivalentes em energia no átomo de oxigênio.

Passo 4

Com quatro orbitais \mathrm{sp^3} ocupados, a geometria eletrônica é tetraédrica. A geometria molecular, porém, considera apenas os átomos ligados, resultando em forma angular (ou “bíge”/bent) para \mathrm{H_2O}. O ângulo teórico ideal num tetraedro seria
109,5^\circ.

Passo 5

Como os pares não ligantes exercem maior repulsão que os pares ligantes, o ângulo \angle\text{H–O–H} é reduzido em relação ao valor ideal. Experimentalmente mede-se cerca de
104,5^\circ,
isto é, um desvio de aproximadamente 5^\circ para menos.

Resposta

Orbitais híbridos do oxigênio: \mathrm{sp^3}.
Geometria eletrônica: tetraédrica.
Geometria molecular: angular (bent).
Ângulo \angle\text{H–O–H}\approx104,5^\circ, desviando cerca de 5^\circ abaixo dos 109,5^\circ ideais.

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